اﻟﻌﺎدﯾﺔ ۲۰۱۲ دورة اﻟﻌﺎم ﺎﻧوﯾﺔ اﻟﻌﺎﻣﺔ اﻣﺗﺣﺎﻧﺎت اﻟﺷﮭﺎدة

‫ اﻟﻌﺎدﯾﺔ‬۲۰۱۲ ‫دورة اﻟﻌﺎم‬
‫اﻣﺗﺣﺎﻧﺎت اﻟﺷﮭﺎدة اﻟﺛﺎﻧوﯾﺔ اﻟﻌﺎﻣﺔ‬
‫ اﻟﻌﻠوم اﻟﻌﺎﻣﺔ‬: ‫اﻟﻔرع‬
:‫اﻻﺳم‬
: ‫اﻟرﻗم‬
‫وزارة اﻟﺗرﺑﯾﺔ واﻟﺗﻌﻠﯾم اﻟﻌﺎﻟﻲ‬
‫اﻟﻣدﯾرﯾﺔ اﻟﻌﺎﻣﺔ ﻟﻠﺗرﺑﯾﺔ‬
‫داﺋرة اﻻﻣﺗﺣﺎﻧﺎت‬
‫ﻣﺳﺎﺑﻘﺔ ﻓﻲ ﻣﺎدة اﻟﻛﯾﻣﯾﺎء‬
‫ﺳﺎﻋﺗﺎن‬: ‫اﻟﻣدة‬
Cette épreuve est constituée de trois exercices. Elle comporte quatre pages numérotées de 1 à 4.
L’usage d’une calculatrice non programmable est autorisé.
Traiter les trois exercices suivants :
Premier exercice (7 points)
Identification d’un composé organique
On dispose d’un composé organique (A) de formule brute C x H y O à chaîne carbonée saturée et non cyclique.
Le but de cet exercice est de reconnaître la famille chimique du composé (A) afin de l’identifier.
1- Identification de la famille chimique de (A)
1.1- Citer quatre familles chimiques organiques possibles que peut représenter le composé (A).
1.2- Dans le but d’identifier la famille chimique de (A), on effectue les deux tests suivants :
Premier test
On réalise l’oxydation ménagée d’un échantillon de (A). On obtient un composé organique (B) qui, dissous
dans l’eau, donne une solution de pH nettement inférieur à 7.
Deuxième test
On ajoute à un autre échantillon de (A) quelques gouttes de 2,4- D.N.P.H. Un précipité jaune- orangé
apparaît.
1.2.1- Montrer que le composé organique (B) est un acide carboxylique.
1.2.2- Déduire, de ces deux tests, la famille chimique de A.
2- Identification du composé (A)
Données :
•
•
Masses molaires atomiques en g.mol-1 : M(H) = 1 ; M(C) = 12 ; M(O) = 16.
Indicateur coloré
Hélianthine
Phénolphtaléine
Zone de virage
3,1 - 4,4
8,2 - 10
Dans le but, d’identifier le composé (A), on procède de la façon suivante :
- On prépare une solution (S) en dissolvant 1,41 g de l’acide (B) dans l’eau distillée de telle façon à avoir
un volume V = 250 mL.
- On dose un volume V a = 20,0 mL de la solution (S) par une solution d’hydroxyde de sodium (Na+ + HO –)
de concentration C b = 0,10 mol.L-1, en présence d’un indicateur coloré convenable.
Le volume de base ajoutée pour atteindre l’équivalence est V bE = 15,2 mL.
1
2.1- Choisir, du matériel donné ci-après, celui nécessaire à la réalisation de ce dosage :
Bécher de 100 mL, éprouvette graduée de 20 mL, burette graduée de 25 mL, agitateur magnétique,
pH-mètre et pipette jaugée de 20 mL.
2.2- Ecrire l’équation de la réaction de dosage, en représentant l’acide par la formule R – COOH.
2.3- Choisir, en justifiant, des deux indicateurs colorés donnés ci-avant, celui qui est convenable pour
repérer la fin du dosage.
2.4- Déterminer la concentration de la solution (S) en acide (B).
2.5- Montrer que la masse molaire de (B) est proche de 74 g.mol-1.
2.6- Déduire la formule moléculaire de (B).
2.7- Identifier le composé (A).
Deuxième exercice (6 points)
Cinétique d’une réaction d’estérification
On se propose d’étudier la cinétique de formation d’un ester, à odeur de banane, à partir d’un mélange de
0,20 mol d’acide éthanoïque et 0,20 mol de 3-méthylbutan-1-ol, en présence d’acide sulfurique comme
catalyseur.
Par une méthode appropriée, on a déterminé la quantité formée de cet ester, n(ester), au cours du temps. Les
résultats sont groupés dans le tableau suivant :
t (min)
n(ester) (10-2 mol)
2
4,2
5
7,4
10
10,0
15
11,2
20
12,0
30
12,7
45
13,2
60
13,4
1- Etude de la réaction d’estérification
L’acide éthanoïque et le 3-méthylbutan-1-ol réagissent selon l’équation générale:
R – COOH + R 1 – CH 2 OH
⇄ R – COO – CH 2 – R 1 + H 2 O
La constante associée à cet équilibre homogène est K C = 4,12.
1.1- Ecrire la formule semi-développée de l’acide éthanoïque, de 3-méthylbutan-1-ol et de l’ester formé.
Nommer cet ester.
1.2- Montrer, à partir de la valeur de la constante K C , que le mélange réactionnel atteint l’état
d’équilibre à t = 60 min.
1.3- Vérifier si la réaction d’estérification s’arrête à t = 60 min.
2- Etude cinétique
2.1- Tracer la courbe représentant la variation de la quantité d’ester formé au cours du temps :
n(ester) = f (t) dans l’intervalle de temps [0 – 60 min].
Prendre les échelles suivantes: 1cm pour 5 min en abscisses et 1 cm pour 1,0.10-2 mol en ordonnées.
2.2- Déterminer la vitesse de formation de cet ester à t = 15 min.
2.3- On reprend cette étude cinétique dans les mêmes conditions expérimentales mais sans utiliser le
catalyseur. Tracer, sur le même graphe de la question 2.1, l’allure de la courbe représentant la
nouvelle variation : n(ester) = g (t). Justifier.
2.4- Pour rendre la réaction de la préparation de cet ester plus rapide et totale, on utilise à la place de
l’acide éthanoïque un composé (G). Ecrire les formules semi-développées possibles de (G).
2
Troisième exercice (7 points)
Réactions acido-basiques
On dispose de deux flacons contenant chacun une des deux solutions basiques suivantes :
- S 1 : solution d’hydroxyde de potassium (K+ + OH –) de concentration molaire C 1 .
- S 2 : solution d’ammoniac NH 3 de concentration molaire C 2 .
Les deux solutions S 1 et S 2 ont la même valeur de pH qui est 10,6.
Données :
• Produit ionique de l’eau : K e = 1,0.10-14.
• La réaction de l’ammoniac avec l’eau est limitée.
• NH 4 Cl est un composé ionique très soluble dans l’eau.
[NH 3 ] % (en mol) NH 3
=
.
•
[NH 4+ ] % (en mol) NH 4+
1- Base forte et base faible
1.1- Calculer la concentration C 1 .
1.2- Comparer, en justifiant, C 1 et C 2 .
2- Détermination du pK a du couple NH +4 / NH 3
Une solution (S) d’ammoniac, de concentration C = 5,0.10-3 mol.L-1, est préparée en dissolvant du gaz
ammoniac dans l’eau distillée.
2.1- Ecrire l’équation de la réaction entre l’ammoniac et l’eau.
2.2- Déterminer la somme des concentrations de l’ammoniac, [NH 3 ], et des ions ammonium, [NH +4 ],
dans la solution préparée.
2.3- On dissout dans un échantillon de cette solution quelques cristaux de chlorure d’ammonium NH 4 Cl,
sans variation du volume de cet échantillon.
Préciser la variation du pH lors de cette dissolution.
2.4- Le graphe, ci-après, représente la variation des pourcentages (en mol) des espèces acide et basique du
couple NH +4 / NH 3 dans la solution (S) en fonction du pH.
Courbe 1
<
Courbe 2
100%
80%
60%
40%
20%
pH
0%
7
8
9
10
3
11
12
2.4.1- Identifier les deux courbes 1 et 2.
2.4.2- Déterminer, à partir du graphe, le pK a du couple NH +4 / NH 3 .
2.5 - Il est possible de préparer une solution tampon de pH égal au pK a du couple NH +4 / NH 3 en mélangeant
deux solutions parmi celles proposées dans le tableau ci-dessous.
Solution 1
Solution 2
Solution 3
Solution 4
Ammoniac
Hydroxyde de
potassium
C = 5.10-3 mol.L-1
V 2 = 200 mL
Acide
chlorhydrique
C = 5.10-3 mol.L-1
V 3 = 400 mL
Acide
chlorhydrique
C = 5.10-3 mol.L-1
V 4 = 200 mL
C = 5.10-3 mol.L-1
V 1 = 400 mL
2.5.1- Ecrire l’équation de la réaction qui a lieu lors du mélange de ces deux solutions.
2.5.2- Déterminer la constante, K R , de cette réaction et déduire qu’elle est totale.
2.5.3- Préciser les deux solutions à mélanger pour préparer cette solution tampon.
4
5
‫ اﻟﻌﺎدﯾﺔ‬۲۰۱۲ ‫دورة اﻟﻌﺎم‬
‫اﻣﺗﺣﺎﻧﺎت اﻟﺷﮭﺎدة اﻟﺛﺎﻧوﯾﺔ اﻟﻌﺎﻣﺔ‬
‫ اﻟﻌﻠوم اﻟﻌﺎﻣﺔ‬: ‫اﻟﻔرع‬
‫ﻣﺳﺎﺑﻘﺔ ﻓﻲ ﻣﺎدة اﻟﻛﯾﻣﯾﺎء‬
‫ﺳﺎﻋﺗﺎن‬: ‫اﻟﻣدة‬
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‫داﺋرة اﻻﻣﺗﺣﺎﻧﺎت‬
‫ﻣﺷروع ﻣﻌﯾﺎر اﻟﺗﺻﺣﯾﺢ‬
Premier exercice (7 points)
Identification d’un composé organique
Partie de
la Q.
1.1
1.2.1
1.2.2
2.1
2.2
2.3
2.4
2.5
2.6
2.7
Corrigé
Les quatre familles organiques sont :
Alcools, éthers, aldéhydes et cétones.
La solution aqueuse de (B) a un pH < 7, donc (B) est un acide.
Du premier test, on déduit que le composé (A) peut être : alcool primaire ou un
aldéhyde.
Du second test, on déduit que (A) est un aldéhyde ou une cétone.
Donc, le composé (A) est un aldéhyde.
Le matériel utilisé est :
bécher 100 mL, burette graduée de 25 mL, agitateur magnétique et pipette jaugée de
20 mL.
L’équation de la réaction de dosage est :
R COOH + OH – → R COO – + H 2 O
Le milieu obtenu à l’équivalence est basique (c’est une réaction entre un acide faible et
une base forte). Dans ce cas, on utilise la phénolphtaléine comme indicateur de fin de
dosage car sa zone de virage se trouve dans le domaine basique.
A l’équivalence : n (HO – ) ajouté = n (B) apporté dans V a ; C b .V bE = C a . V a .
C ⋅V
0,10 ⋅15, 2
D’où la concentration de la solution (S) est C a = b bE =
= 7,6.10-2 mol.L-1
Va
20
n(B) dans V = C a .V = 0,076 x 250.10-3 = 1,9.10-2 mol.
m( B) 1,41
Masse molaire de (B) =
=74,2 g.mol-1.
=
n( B) 0,019
La formule générale de (B) est C n H 2n O 2 car il dérive de l’oxydation ménagée d’un
aldéhyde saturé et non cyclique.
D’où 14 n + 32 = 74,2 et n = 3. Donc la formule moléculaire de (B) est C 3 H 6 O 2 .
La molécule de (A) donne par oxydation ménagée l’acide (B), donc (A) est le
propanal de formule CH 3 – CH 2 – CHO
1
Note
1
0.25
0.75
1
0.5
0.5
0.75
0.75
0.75
0.75
Deuxième exercice (6 points)
Cinétique d’estérification
Corrigé
Partie
de la Q.
1.1
Acide éthanoïque : CH 3 – COOH
Note
3-méthyl butan-1-ol: CH 3 – CH – CH 2 – CH 2 OH
│
CH 3
Ester formé : CH 3 – C – O – CH 2 – CH 2 – CH – CH 3
║
│
1
O
CH 3
Le nom de cet ester est : éthanoate de 3-métylbutyle.
1.2
1.3
2.1
A t = 60 min, si n e = 0,134 mol et d’après l’équation de la réaction on a :
n (eau) = 0,134 mol et n(acide) restant = n(alcool) restant = 0,066 mol.
A t = 60 min, le quotient de la réaction est :
ne .n(eau )
[ester ].[eau ]
(0,134) 2
= 4,12
Q=
=
=
[acide].[alcool ] n(acide).n(alcoo) (0,066) 2
Comme Q = K C , le mélange réactionnel est en état d’équilibre.
A l’état d’équilibre, l’évolution du système s’arrête mais la réaction d’estérification et
celle d’hydrolyse continuent d’une façon simultanée (l’équilibre est dynamique).
La courbe est :
ne (10-2 mol)
16
1
0.5
1
14
A (15 min ; 11.2×10-2 mol)
12
10
B (0min ; 8.2×10-2
8
6
4
2
t (min)
0
0
2.2
5
10
Par définition : v f (ester) =
15
20
25
30
35
40
45
50
55
60
65
dne
àt
dt
dne
est la pente de la tangente à la courbe au point d’abscisse t = 15 min.
dt
On considère 2 points de cette tangente :
A (15 min ; 11,2.10-2 mol) et B (0min ; 8,2.10-2 mol).
2
1
(11,2 − 8,2).`10 −2
= 2.10-3 mol.min-1.
15 − 0
Le catalyseur est un facteur cinétique. Son absence diminue la vitesse de formation de
l’ester. A tout instant t, n e (sans catalyseur) < n e (avec catalyseur).
L’allure de la courbe sera :
D’où v f (ester) =
2.3
1
ne (10-2 mol)
16
f(t)
14
12
10
8
6
4
2
t (min)
0
0
2.4
5
10
15
20
25
30
35
40
45
50
55
60
65
Les formules semi-développées possibles de (G) sont :
0.5
CH 3 –COCl et CH 3 –CO – O – CO – CH 3 .
Troisième exercice (7 points)
Réactions acido-basiques
Partie
de la Q.
1.1
1.2
2.1
Corrigé
KOH est une base forte ; pH = 14 + log C 1 et C 1 = 10 pH – 14 = 1010,6 – 14 = 4,0.10-4 mol.L-1
0.5
Les deux solutions ont le même pH : C 1 = [HO –] provenant de la solution d’ammoniac.
La réaction entre l’ammoniac et l’eau est limitée : C 2 > [HO –] provenant de la solution
d’ammoniac. Donc, C 2 > C 1
L’équation de cette réaction est :
0.75
NH 3 + H 2 O ⇄ HO + NH
–
2.2
2.3
Note
0.5
+
4
NH 3 + H 2 O ⇄ HO – + NH +4
Etat initial
C
solvant
Solution obtenue
C - x solvant x
x
+
-3
-1
D’où [NH 4 ] + [NH 3 ] = C – x + x = 5,0.10 mol.L .
en mol.L-1
en mol.L-1
En ajoutant du solide NH 4 Cl, n(NH +4 ) augmente et l’équilibre se déplace dans le sens
inverse (principe de Le Chatelier); n(OH-) diminue dans un volume de solution constant
et [OH-] diminue. Par conséquent pH de la solution diminue.
3
0.75
0.75
2.4.1
2.4.2
Courbe 1 : % diminue avec l’augmentation du pH donc : %NH +4 en fonction du pH.
Courbe 2 : % augmente avec l’augmentation du pH donc : %NH 3 en fonction du pH.
pK a (NH +4 / NH 3 ) = pH (solution) + log
[ NH 3 ]
% NH 3
= pH(solution) + log
+
[ NH 4 ]
% NH 4+
0.75
0.75
Or au point de rencontre des deux courbes : % NH 3 = % NH +4
pK a (NH +4 / NH 3 ) = pH (solution) en ce point= 9,25.
2.5.1
2.5.2
2.5.3
L’équation de cette réaction est : (solution 1 + ions H 3 O+)
NH 3 + H 3 O+ ⇄ NH +4 + H 2 O
0.5
Constante de cette réaction :
[NH +4 ]
1
9,25
Kr =
1,8.109.
=
= 10
=
+
+
[NH 3 ].[H 3O ] K a (NH 4 / NH 3 )
K r >104, donc cette réaction est totale.
0.75
Pour préparer cette solution il faut choisir un mélange où H 3 O+ est le réactif limitant de
telle façon que n(H 3 O+) initial soit la moitié de n(NH 3 ) initial.
Cette condition n’est réalisée que dans le mélange des deux solutions 1 et 4 car
C.V 1 = 2 C.V 4
1
4